Энергетические характеристики системы

Внутренняя энергия-U(кДж/моль) – это энергия движения и взаимодействия всех частиц, составляющих данное вещество или совокупность веществ (молекул, атомов, ионов, ядер, электронов и др.). Под этим подразумевается потенциальная и кинетическая энергия отдельных атомов, молекул, ядер и их электронов, колебательная и вращательная энергия отдельных атомов, молекул, а также отдельных фрагментов молекул относительно друг друга, энергия взаимного отталкивания и притяжения частиц, внутриядерная энергия (энергия взаимодействия протонов и нейтронов), лучистая энергия и т.д. Внутренняя энергия – это полная энергия системы без учета кинетической энергии движения системы как целого и потенциальной энергии положения системы (например, относительно земли).

Запас внутренней энергии зависит от природы и физического состояния вещества (твердое, жидкое, газообразное) и прямо пропорционален массе вещества.

5

Абсолютное значение внутренней энергии системы неизвестно, так как неизвестны условия, при которых внутренняя энергия равна нулю. Даже при Т= 0 К остаются внутриядерные взаимодействия и движение электронов в поле ядра, так что их суммарная энергия не равна нулю, а следовательно, и внутренняя энергия тоже не равна нулю.

В то же время можно измерить ее изменение U, например, относительно некоторого значения, соответствующего стандартным условиям.

За стандартные условия в термодинамике принята температура 298 К, давление10⁵ Па(1 атм) и концентрация вещества[C]=1 моль/л.

Считается, что если в ходе какого-либо процесса внутренняя энергия возрастает, то Uявляется положительной величиной, если убывает - то отрицательной.

Первый закон термодинамики

Этот закон является одной из форм закона сохранения энергии и имеет несколько формулировок, из которых наиболее распространенными являются: 1. Энергия не создается из ничего и не уничтожается, она лишь переходит из одной формы в другую; 2. В любом процессе тепло, поглощенное системой, идет на увеличение внутренней энергии и на совершение работы.

Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может быть доказано логическим путем, или выведено из каких-либо более общих положений. Истинность этого постулата подтверждается тем, что ни одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работойАи изменением внутренней энергии системы ΔU.

Рассмотрим первое начало термодинамики на примере работы паровой машины.

6

Пар

F

∆X

Жидк.

Q

Здесь Q – подводимое к паровому котлу тепло, которое расходуется на увеличение теплосодержания жидкости и на ее испарение.

Генерируемый в котле пар давит на поршень и перемещает его на расстояние ∆X, увеличивая при этом объем рабочей камеры паровой машины на величину V = ∆XS. ЗдесьS – площадь поршня. Так, с помощью поршня совершается работа против внешних силF.

Таким образом, тепло, подводимое к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершение работы. В математической форме первый закон термодинамики можно записать в виде ур. 1.

Q = U + A. (1)

Здесь А=рV,р– давление, создаваемое паром в рабочей камере паровой машины, аV – изменение ее  объема.

Рассмотрим первое начало термодинамики в приложении к различным условиям (мы будем рассматривать простейший случай – паровую машину).

Изохорный процесс. (V = const;  ΔV = 0). Объем рабочей камеры машины в этом случае не меняется – поршень застопорен.

Поскольку работа расширения равна произведению давления на изменение объема рV, аV= 0, то для изохорного процесса получаем:

U = Q_V .(2)

Как видно, в изохорных условиях (V= const) все подведенное к системе тепло расходуется только на увеличение внутренней энергии системы:А= 0;Q_V= ∆U.

7

Изобарный процесс.(P = const).Большинство химических процессов протекает прир = const , то есть в открытых сосудах, например в колбах, пробирках, открытых реакторах и ваннах, причем чаще всего прир= 1 атм.

Тогда подводимое к системе тепло расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы расширения газа:

Q_p =U₂–U₁+р(V₂ -V₁) илиQ_p=U₂–U₁+А.

Это уравнение можно переписать в форме

Q_p= (U₂+рV₂) - (U₁+рV₁); (3)

Q_p= ∆H= ∆U+рV.

Из уравнения (3) следует, что подводимая в изобарных условиях к системе теплота расходуется на приращение некоторой функции состояния, которая называется энтальпией,или - энергией расширенной системы:

H = U + рV(кДж/моль). (4)

Таким образом, изменение энтальпии– это теплота, подведенная к системе при изобарном процессе (Q_p= ∆H), которая расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работы.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, зависит от природы, физического состояния и от количества вещества.

Условно считается, что энтальпии образования (про энтальпии образования веществ смотри ниже) простых газов, простых твердых и жидких веществ в одной из наиболее устойчивых аллотропных модификаций в стандартных условиях равны нулю. Например ∆Н°₂₉₈образования:

С (графит) - (0 кДж/моль); алмаз - (1,828 кДж/моль);

Sn (белое) - (0 кДж/моль); Sn (серое) - (-2,1 кДж/моль);

Р (красный) - (-17,6 кДж/моль); Р (белый) - (0 кДж/моль);

S (ромб) - (0 кДж/моль); S (моноклинич) - (0,38 кДж/моль);

8